《化学反应中的热效应、热化学方程式》总结

知识点:化学反应的热效应考点一反应热和焓变1.反应热的概念化学反应在一定温度下进行时，反应所或的热量。

通常用符号表示。

2．产生原因3．表示方法当Q>0时，即E1>E2，反应吸热，当Q<0时，即E1<E2，反应放热。

4.焓用来描述物质所具有的能量的物理量。

符号：单位。

5．焓变(1)定义：反应的焓变是指之差。

⑵符号及单位：符号：，单位：⑶焓变与反应类型的关系考点二热化学方程式1．定义：把一个化学反应中物质的变化和反应的焓变同时表示出来的化学方程式。

2．意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。

H2(g)＋O2(g)===H2O(l)ΔH（298K）＝－285.8 kJ·mol－1表示在条件下，和反应生成时放热285.8 kJ。

ΔH单位中的mol－1表明参加反应的各物质的物质的量与化学方程式中各物质的化学式的系数相同。

3. 书写热化学方程式的注意事项⑴.注意标明物质的聚集状态:反应物和生成物的聚集状态不同，焓变的数值和符号可能不同，因此必须在方程式中每种物质的化学式后面用括号注明物质的聚集状态(s、l、g)，不用标“↑”或“↓”，水溶液则用aq表示。

⑵．注意注明必要的反应条件: 焓变与温度有关，所以书写时必须在ΔH后指明反应的温度(298 K可不注明)。

⑶．注意明确系数的含义:系数只表示该物质的物质的量，不表示分子个数或原子个数，因此热化学方程式中系数也可以是分数。

⑷．注意ΔH的单位及符号:ΔH的单位是kJ·mol－1，ΔH只能写在化学方程式的右边，表示正向反应的焓变。

ΔH为“－”表示为放热反应；ΔH为“＋”，则表示为吸热反应。

⑸．注意同一反应中系数与ΔH数值的对应关系:ΔH是指一个化学反应完全进行时的反应热，与反应是否可逆无关。

由于ΔH与反应完成时的物质的量有关，所以方程式前面的系数必须与ΔH相对应，若化学方程式中各物质的系数加倍，则ΔH的数值也加倍；若反应逆向进行，则ΔH改变符号，但绝对值不变。

化学反应中的热效应与热反应计算知识点总结在化学的世界里，化学反应中的热效应和热反应计算是非常重要的知识点。

理解和掌握这些内容，对于深入理解化学反应的本质以及实际应用都具有关键意义。

一、化学反应中的热效应热效应指的是在化学反应过程中，由于反应物和生成物的能量差异而导致的热量变化。

这一变化可以通过实验测量，通常以热的形式表现出来，要么吸收热量，要么放出热量。

1、吸热反应当化学反应需要从外界吸收热量才能进行时，我们称之为吸热反应。

在吸热反应中，反应物的总能量低于生成物的总能量。

例如，碳酸钙在高温下分解生成氧化钙和二氧化碳的反应就是吸热反应。

2、放热反应与之相反，放热反应是在反应过程中向外界释放热量的反应。

在这类反应中，反应物的总能量高于生成物的总能量。

常见的放热反应有燃烧反应，如甲烷燃烧生成二氧化碳和水。

影响化学反应热效应的因素有很多，其中包括反应物和生成物的化学键能、物质的状态以及反应条件等。

二、热化学方程式热化学方程式是用来表示化学反应与热效应关系的化学方程式。

它不仅表明了反应物和生成物的种类和数量，还明确了反应的热效应。

在热化学方程式中，需要注明反应的焓变（ΔH），焓变的单位通常是千焦每摩尔（kJ/mol）。

如果是放热反应，ΔH 为负值；如果是吸热反应，ΔH 为正值。

例如，氢气和氧气反应生成水的热化学方程式可以表示为：2H₂(g) ＋ O₂(g) ＝ 2H₂O(l) ΔH ＝－5716 kJ/mol需要注意的是，热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数，它表示的是参加反应的物质的量与反应热之间的对应关系。

三、盖斯定律盖斯定律是热化学中的一个重要定律，它指出：在条件不变的情况下，化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，而与变化途径无关。

这意味着，无论一个化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。

利用盖斯定律，可以通过已知的热化学方程式来计算难以直接测量的反应的热效应。

例如，已知反应 C(s) ＋ O₂(g) ＝ CO₂(g) ΔH₁＝－3935 kJ/molCO(g) ＋ 1/2O₂(g) ＝ CO₂(g) ΔH₂＝－2830 kJ/mol要计算反应 C(s) ＋ 1/2O₂(g) ＝ CO(g) 的焓变，可以通过盖斯定律进行计算。

一、选择题1．化学反应可视为旧键断裂和新键形成的过程。

化学键的键能是形成(或拆开)1mol化学键时释放(或吸收)的能量。

已知白磷(P4)和六氧化四磷(P4O6)的分子结构如下图所示，现提供以下化学键的键能：P—P198kJ·mol-1，P—O360kJ·mol-1，氧气分子内氧原子间的键能为498kJ·mol-1.则P4+3O2一定条件P4O6的反应热ΔH为A．+1638kJ·mol-1B．-1638kJ·mol-1C．-126kJ·mol-1D．+126kJ·mol-1答案：B【详解】各化学键键能为P- P 198kJ·mol-1、P- O 360kJ·mol-1、O = O 498kJ ·mol-1，反应热ΔH =反应物总键能-生成物总键能，由图可知：1个P分子中含有6个P- P，1个P4O6分子中含有12个P- O，1molP4和3molO2完全反应(P4 + 3O2 = P4O6 )生成1mol P4O6，所以反应P4+3O2=P4O6的反应热ΔH=6×198kJ·mol-1+3×498kJ·mol-1-12×360kJ·mol-1 = -1638kJ·mol-1，反应放热1638kJ，综上所述，故选B。

2．根据以下三个热化学方程式：2H2S(g)+3O2(g)=2SO2(g)+2H2O(l)ΔH＝-Q1kJ·mol-12H2S(g)+O2(g)=2S(s)+2H2O(l)ΔH＝-Q2kJ·mol-12H2S(g)+O2(g)=2S(s)+2H2O(g)ΔH＝-Q3kJ·mol-1判断Q1、Q2、Q3三者关系正确的是A．Q1>Q2>Q3B．Q1>Q3>Q2C．Q3>Q2>Q1D．Q2>Q1>Q3答案：A【详解】将已知反应依次编号为①②③，反应①为硫化氢完全燃烧，反应②③为不完全燃烧，则完全燃烧放出的热量大，Q1最大，反应②生成液态水，硫化氢不完全燃烧生成液态水放出的热量比气态水多，则Q2>Q3，综上可知Q1、Q2、Q3三者关系为Q1>Q2>Q3，故A正确。

化学反应中的热效应与热反应知识点总结热效应是指化学反应过程中伴随着的能量变化。

热反应则指能量在化学反应中的传递和转化过程。

理解热效应和热反应对于理解和预测化学反应的性质、速率和平衡态具有重要意义。

本文将对热效应和热反应的基本概念、计算方法以及其在化学反应中的应用进行总结。

一、热效应的定义与分类1.1 热效应的定义：热效应是化学反应过程中伴随能量变化的量度，常用单位是焦耳（J）或千焦（kJ）。

1.2 热效应的分类：(1) 焓变（ΔH）：表示在恒定压力下，反应物到生成物之间的能量差异。

热效应可以是吸热反应（ΔH>0）或放热反应（ΔH<0）。

(2) 熵变（ΔS）：表示反应发生时体系的无序程度变化。

熵变可正可负，正表示反应使体系的无序度增加，负表示反应使体系的无序度减少。

(3) 自由能变（ΔG）：表示在恒定温度下，反应发生时体系可用能的变化。

自由能变可正可负，负表示反应可以自发进行，正表示反应不可逆进行。

二、热反应的计算方法2.1 基于热效应的热反应计算热反应计算需要用到反应热效应（ΔH）的数值。

根据热反应的平衡方程式，可以通过以下方法计算热反应的热效应：(1) 热量平衡法：通过多个反应方程的热效应关系，将所需反应的热效应与已知反应的热效应相连，进行热量平衡计算。

(2) 反应焓和法：根据反应物和生成物的热反应焓，通过反应物和生成物之间的热效应相加减，计算所需反应的热效应。

2.2 基于热反应的热平衡计算在化学反应中，热反应也可以用于热平衡的计算。

根据热反应的热效应和温度变化，可以计算热平衡条件下的反应物和生成物的物质转化量。

三、热效应与化学反应性质的关系3.1 热效应与化学反应速率热效应对化学反应速率有重要影响。

通常情况下，放热反应速率较快，而吸热反应速率较慢。

放热反应速率较快是因为反应放出的热能可以提供激活能，促进反应的进行；吸热反应速率较慢是因为反应需要吸收热能来克服吸附、解离等过程的能垒。

化学反应的热效应计算化学反应的热效应是指在化学反应过程中释放的热量或吸收的热量。

了解和计算化学反应的热效应对于理解反应过程的热力学性质和化学平衡有着重要的作用。

本文将介绍热效应的概念及其计算方法。

一、热效应的概念热效应是化学反应中热量的变化量，可分为两种情况：吸热反应和放热反应。

吸热反应是指在反应过程中吸收热量，反应物的内能增加；放热反应是指在反应过程中释放热量，反应物的内能减少。

根据热力学第一定律，热效应可以用以下公式计算：ΔH = H(生成物) - H(反应物)其中，ΔH表示热效应，H(生成物)表示生成物的焓，H(反应物)表示反应物的焓。

二、热效应的计算方法根据化学反应的平衡方程式，可以通过化学方程式中物质的摩尔系数和热效应的关系来计算热效应。

1. 单一物质热效应对于单一物质的热效应，可以通过该物质的标准热效应计算。

标准热效应是指在标准状态下，1摩尔物质完全反应产生的热效应。

2. 化学反应热效应对于化学反应的热效应计算，需要根据反应方程式中物质的摩尔系数和标准热效应来计算。

以以下反应为例：2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)可以根据反应方程式中的摩尔系数和标准热效应来计算热效应：ΔH = 2ΔH(H2O) - [2ΔH(H2) + ΔH(O2)]其中，ΔH(H2O)表示水的标准热效应，ΔH(H2)表示氢气的标准热效应，ΔH(O2)表示氧气的标准热效应。

三、热效应计算的实例以氯化钠的溶解反应为例进行热效应的计算。

NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq)根据该反应方程式和已知的标准热效应数据，可以计算出热效应的值。

ΔH = [ΔH(Na+(aq)) + ΔH(Cl-(aq))] - ΔH(NaCl(s))其中，ΔH(Na+(aq))表示钠离子在水溶液中的标准热效应，ΔH(Cl-(aq))表示氯离子在水溶液中的标准热效应，ΔH(NaCl(s))表示氯化钠晶体的标准热效应。

高中化学热化学知识点总结热化学是高中化学中一个重要的分支，它主要研究化学反应与能量变化之间的关系。

本文将对高中化学热化学的知识点进行总结，包括热化学基本概念、热化学方程式、化学反应的热效应、燃烧热、中和热、溶解热和热化学平衡等内容。

# 热化学基本概念1. 化学反应的能量效应：化学反应伴随着能量的吸收或释放，这种能量变化通常以热能的形式表现。

2. 系统与环境：在热化学中，系统是指发生化学反应的物体或物质，环境是指系统之外的周围物体或物质。

3. 状态函数：温度、压力、体积、内能、焓、自由能等都是状态函数，它们的数值仅与系统的状态有关，与系统达到该状态的途径无关。

# 热化学方程式1. 书写规则：热化学方程式应标明反应物和生成物的相态（s, l, g分别代表固态、液态、气态），并注明反应条件，如温度和压力。

2. 系数：热化学方程式中的系数表示物质的量，它与反应的能量变化成正比。

3. 能量变化：反应的能量变化通常用ΔH（焓变）表示，ΔH = H（生成物） - H（反应物）。

# 化学反应的热效应1. 放热反应：反应进行时释放能量，系统向环境放出热量，ΔH < 0。

2. 吸热反应：反应进行时吸收能量，系统从环境吸收热量，ΔH > 0。

3. 热效应的计算：热效应可以通过实验测定，也可以通过标准生成焓进行计算。

# 燃烧热1. 定义：燃烧热是指1摩尔物质完全燃烧生成最稳定氧化物时放出的热量。

2. 特点：燃烧热是一种放热反应，其ΔH值总是负值。

3. 应用：燃烧热可用于计算燃料的能量含量和热效率。

# 中和热1. 定义：中和热是指酸和碱发生中和反应生成1摩尔水时放出的热量。

2. 特点：中和反应是放热反应，通常在稀溶液中进行。

3. 测定：中和热的测定需要在恒温条件下进行，以减少热量损失。

# 溶解热1. 定义：溶解热是指物质从固态溶解到溶液中时吸收或放出的热量。

2. 分类：溶解热分为溶解吸热和溶解放热，取决于溶解过程中能量的变化。

《化学反应的热效应》知识清单一、化学反应的热效应基本概念1、化学反应的热效应化学反应过程中，当反应物和生成物的温度相等时，化学反应所吸收或放出的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。

2、恒压反应热（Qp）与恒容反应热（Qv）恒压条件下进行的化学反应，其反应热称为恒压反应热（Qp）；恒容条件下进行的化学反应，其反应热称为恒容反应热（Qv）。

对于有气体参与的反应，若反应前后气体的物质的量发生变化，Qp 与 Qv 不相等；若反应前后气体的物质的量不变，Qp 等于 Qv 。

3、焓（H）与焓变（ΔH）焓是与物质内能有关的物理量。

焓变（ΔH）是指在恒压条件下，化学反应的反应热等于生成物的焓与反应物的焓之差。

二、热化学方程式1、定义表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫做热化学方程式。

2、书写要点（1）要注明反应的温度和压强（若在25℃、101kPa 下进行的反应，可不注明）。

（2）要注明反应物和生成物的状态，分别用“s”（固体）、“l”（液体）、“g”（气体）表示。

（3）热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数，表示的是物质的量。

（4）ΔH 的数值与化学计量数成正比，当化学计量数加倍时，ΔH也要加倍。

同时，ΔH 的单位一般为“kJ/mol”，但这并不意味着反应是在 1mol 的条件下进行的，而是表示按照所给化学计量数的物质的量完全反应时的热效应。

（5）正、逆反应的ΔH 数值相等，符号相反。

三、燃烧热1、定义在 101kPa 时，1mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。

2、要点（1）燃烧热限定的燃料物质是 1mol。

（2）完全燃烧是指物质中所含有的氮元素转化为 N₂（g），氢元素转化为 H₂O（l），碳元素转化为 CO₂（g）。

（3）燃烧热是以 1mol 可燃物为标准进行测量和计算的。

四、中和热1、定义在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成 1mol H₂O 时的反应热叫做中和热。